三 基本概念与基本理论
一、氧化还原反应
1．概念间的联系
“升失氧、降得还；剂性一致、其他相反”
解释：①“升失氧、降得还”即：反应中化合价升高的物质失电子被氧化，发生氧化反应；反应中化合价降低的物质得电子被还原，发生还原反应。
②“剂性一致”即：氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
③“其他相反”即：氧化剂被还原，发生还原反应，得到还原产物；还原剂被氧化，发生氧化反应，得到氧化产物。
2．氧化、还原性强弱判断
(1)依据氧化还原方程式来判断
氧化性：氧化剂＞氧化产物
还原性：还原剂＞还原产物
(2)根据元素周期表判断
同主族元素从上到下，同周期主族元素从右到左，元素单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强，对应的阴离子还原性逐渐增强，阳离子氧化性逐渐减弱。
(3)根据金属活动顺序判断
二、阿伏加德罗常数
1．注意标准状况下物质的聚集状态
如在标准状况下H2O为液态，SO3为固态，碳原子数大于4的烃类为液态或固态等。
2．注意给出气体体积是否在标准状况下
如11.2 L H2的分子数未必是0.5NA。
3．注意物质的组成
如Ne、O3、C2H4和等物质分子中的原子个数；Na2O2中阴、阳离子个数比等。
4．注意弱电解质的电离及某些离子的水解
如1 mol CH3COOH溶于水时，溶液中CH3COO－的物质的量小于1 mol；1 mol FeCl3溶于水时，由于Fe3＋的水解，溶液中Fe3＋的物质的量小于1 mol。
5．注意特殊物质的摩尔质量或分子中的中子数目
如D2O、T2O、18O2等。
6．注意化学反应中转移电子数的计算
如Na2O2与H2O的反应，Cl2与碱溶液的反应，Cu或Fe分别与S、Cl2的反应，CuSO4、AgNO3、NaCl等溶液的电解。
7．注意常见的可逆反应
如N2＋3H22NH3,1 mol N2与3 mol H2反应实际生产中得不到2 mol NH3，因反应是可逆反应。
8．注意分散系的变化导致微粒数目的变化
如FeCl3溶液转化为Fe(OH)3胶体，因为胶体微粒是分子的集合体，所以胶粒的数目小于原溶液中Fe3＋的数目。
三、离子方程式的书写和正误判断
1．书写离子方程式应遵循的原则
(1)只有在水溶液中或熔融状态下进行的离子反应才可以用离子方程式表示。
(2)只有强酸、强碱和易溶于水的盐，才能拆写成离子形式，其他物质(难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物等)均保留化学式。
(3)多元弱酸的酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写。如HCO、HS－、HSO、H2PO等不能拆写，但HSO在水溶液中应拆成H＋和SO。
(4)微溶物作为反应物，若是澄清溶液写成离子，若是悬浊液写化学式。微溶物作为生成物时，一般写化学式，标沉淀号。常见的微溶物是Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。
2．判断离子方程式的正误应着重从以下几方面入手
(1)是否符合客观事实。常见的错误是：①产物的价态错；②漏掉部分产物；③反应产物与反应物的相对用量不对应。
(2)化学式与离子符号的使用是否正确。
(3)是否遵循质量守恒和电荷守恒规律。常见的错误是等号两边电荷不守恒。
(4)反应条件、可逆号与等号等是否正确。
四、热化学方程式的书写和计算
1．书写热化学方程式时的注意事项
(1)注明反应物和生成物的聚集状态(s、l、g或aq)；
(2)注明ΔH的符号、数值和单位，放热为负值，吸热为正值，单位一般为kJ·mol－1；
(3)各物质的化学计量数不表示分子个数，仅表示该物质的物质的量，因此它可用整数表示，也可用分数表示。
2．盖斯定律
对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应的反应热(或焓变)是相同的。根据盖斯定律，可运用将已知反应相加或相减的方法计算与之相关的未知反应的反应热(或焓变)。
五、物质结构与元素周期律
1．粒子半径大小的比较
(1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)。如Na＞Mg＞Al＞Si；Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
(2)同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大。如Li＜Na＜K，Li＋＜Na＋＜K＋。
(3)电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子(包括阴、阳离子)半径随核电荷数的增加而减小。如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。
(4)同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子＜中性原子＜阴离子；价态越高的粒子半径越小，如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，H＋＜H＜H－。
(5)电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。如：比较Al3＋与S2－的半径大小，可找出与Al3＋电子数相同，与S2－同主族元素的O2－比较，Al3＋＜O2－，且O2－＜S2－，故Al3＋＜S2－。
2．元素周期表中元素性质的递变规律
内容
同周期元素(左→右)
同主族元素(上→下)
电子层数
相同
增多
最外层
电子数
由1个→8个
(第1周期除外)
相同
原子半径
逐渐减小(0族除外)
增大
元素的主要化合价
最高正价＋1→＋7(ⅠA→ⅦA)
|最低负价|＋最高正价＝8
最高正价＝族序数
金属性与非金属性
金属性减弱
非金属性增强
金属性增强
非金属性减弱
还原性与氧化性
还原性减弱
氧化性增强
还原性增强
氧化性减弱
非金属元素气态氢化物
生成由难到易，稳定性由弱到强
生成由易到难，
稳定性由强到弱
六、化学反应速率和化学平衡
1．化学反应速率的表示方法
用反应物或生成物在单位时间内的物质的量浓度变化表示，不同物质所表示的反应速率之比等于它们在方程式中的化学计量数之比。
2．化学平衡的标志
①v(正)＝v(逆)；
②反应混合物中的各组分的百分含量不再随时间而变化。
3．条件对反应速率的影响
(1)反应物浓度与反应速率正相关。固体或纯液体的浓度是定值，其用量的增减不影响反应速率；
(2)压强对于无气体参加的反应的速率无影响，对于反应前后气体体积不变的反应，压强改变只影响速率，不影响平衡；
(3)温度与反应速率正相关；
(4)催化剂一般是指正催化剂，加快反应速率。
4．条件对化学平衡的影响
(1)总规律为“勒夏特列原理”；
(2)催化剂不能使平衡移动。
5．向平衡体系中充入与反应无关的气体对反应速率和平衡的影响
(1)若为恒温恒容，则对速率和平衡无影响；
(2)若为恒温恒压，则对速率和平衡的影响结果相当于减小压强。
6．化学平衡常数
化学平衡常数为各生成物平衡浓度次幂与各反应物平衡浓度次幂的比值。
化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强等条件无关；固体或纯液体的浓度不出现在平衡常数表达式中；平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度；平衡常数的数值越大，说明反应可以进行得越完全。
七、水溶液中的离子平衡
1．水的电离
在水溶液中，由水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)，纯水总是呈中性的。
2．水的离子积常数KW
水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，KW只与温度有关，温度升高，KW增大。常温时水的离子积KW＝1×10－14 mol2·L－2,100 ℃时，KW＝5.5×10－13 mol2·L－2。
3．能破坏水的电离平衡的情况
(1)加入酸或碱可抑制水的电离；
(2)加入能水解的盐可促进水的电离；
(3)升高温度可以促进水的电离。
4．影响弱电解质的电离程度大小的因素
(1)弱电解质本身的性质，相同温度下，Ka(或Kb)越大，电离程度越大，则酸性(或碱性)越强；
(2)浓度越大，电离程度越小；
(3)温度越高，电离程度越大；
(4)同离子效应：弱电解质的电离平衡遵循“勒夏特列原理”。
5．沉淀溶解平衡
难溶电解质在水中会存在沉淀溶解平衡，溶度积(Ksp)就是沉淀溶解平衡的平衡常数，Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀量和溶液中离子的浓度无关。Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。沉淀溶解平衡也遵循“勒夏特列原理”。
6．沉淀溶解平衡的移动
在水溶液中一种难溶电解质可以转化为另一种更难溶的电解质，沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。
八、电化学原理
1．原电池、电解池的区别
(1)由化学方程式设计原电池、电解池要从能量的角度分析
原电池：化学能转变为电能的装置，我们把能自发进行的氧化还原反应设计成原电池。
电解池：电能转变为化学能的装置，只要是氧化还原反应(不论吸热还是放热)理论上均可设计成电解池。
(2)从装置图的角度分析
原电池：若无外接电源，可能是原电池，然后依据原电池的形成条件分析判定。
电解池：若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池。当阳极金属与电解池溶液中的金属阳离子相同则为电镀池，其余情况为电解池。
2．电极的判断
原电池和电解池电极的判断是解题的关键，为了方便记忆，我们可采取口诀或谐音的方法记忆。
原电池，正负极；电解池，阴阳极；
失去电子负(原电池)阳(电解池)极；
发生氧化定无疑。
还可以用谐音帮助记忆：
阴得(阴德)阳失；阳氧(痒痒)阴还。
3．原电池、电解池的工作原理
4．电解原理的应用
(1)电镀：待镀件作阴极、镀层金属作阳极、镀层金属阳离子溶液作电镀液；
(2)电解精炼铜：精铜作阴极、粗铜作阳极、硫酸铜溶液作电解质溶液。
5．金属(如铁)电化学腐蚀与防腐
(1)电极反应式：负极：Fe－2e－===Fe2＋、正极：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。
(2)防腐方法：①原电池原理——牺牲阳极的阴极保护法：与较活泼的金属相连，较活泼的金属作负极被腐蚀，被保护的金属作正极。
②电解池原理——外加电流的阴极保护法：被保护的金属与原电池负极相连，形成电解池，作阴极。
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